El reactivo que se acaba primero
En una reacción química los reactivos rara vez se mezclan en la proporción exacta que marca la ecuación ajustada. Uno de ellos se agota antes y detiene la reacción: es el reactivo limitante. El otro queda en exceso. Es como hacer bocadillos: con 10 panes y 6 lonchas de jamón, solo salen 6 bocadillos, y las lonchas son el ingrediente limitante.
Cómo se identifica
- Pasa las masas a moles: n = masa ÷ masa molar.
- Divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente estequiométrico.
- El cociente más pequeño corresponde al reactivo limitante y es el avance máximo ξmáx.
- Cantidad de producto = coeficiente del producto × ξmáx.
Ejemplo resuelto
Síntesis del agua: 2H₂ + O₂ → 2H₂O, con 10 g de hidrógeno y 64 g de oxígeno.
- H₂: 10 ÷ 2,016 = 4,96 mol; 4,96 ÷ 2 = 2,48.
- O₂: 64 ÷ 31,998 = 2,00 mol; 2,00 ÷ 1 = 2,00.
- El oxígeno es el limitante y ξmáx = 2,00 mol.
- Agua formada: 2 × 2,00 = 4,00 mol, es decir, 72,1 g.
- Hidrógeno sobrante: 4,96 − 4,00 = 0,96 mol, unos 1,94 g.
Tabla de avance
En bachillerato se organiza el cálculo en una tabla:
| 2H₂ | O₂ | 2H₂O | |
|---|---|---|---|
| Inicial (mol) | 4,96 | 2,00 | 0 |
| Cambio | −2ξ | −ξ | +2ξ |
| Final (ξ = 2,00) | 0,96 | 0 | 4,00 |
La comprobación de masas confirma el resultado: 10 + 64 = 74 g al principio, y 72,1 g de agua más 1,9 g de hidrógeno al final.
Rendimiento
La masa calculada es el rendimiento teórico, el máximo posible. En el laboratorio se obtiene menos por reacciones secundarias, pérdidas al filtrar o reacciones incompletas:
Rendimiento (%) = masa obtenida ÷ masa teórica × 100
Por qué se usa un exceso a propósito
En la industria y en el laboratorio se añade a menudo un exceso del reactivo más barato o fácil de separar para asegurar que el más caro se consuma por completo. En una combustión se aporta aire en exceso para que todo el combustible arda y no se forme monóxido de carbono.
Consejos
- Ajusta siempre la ecuación antes de calcular: los coeficientes son imprescindibles.
- No compares masas directamente: 64 g de oxígeno parecen mucho más que 10 g de hidrógeno, pero son menos moles útiles.
- Si una sustancia está en disolución, calcula los moles como concentración × volumen; si es un gas, con PV = nRT.
- Con más de dos reactivos, aplica el mismo cociente a todos y quédate con el menor.